Практикум:метод нейтрализации

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Определите массу растворённого вещества: а)в 250 г 8%-ного раствора K₂CO_3, .

б) в 500 мл 5%-ного раствора азотной кислоты с плотностью раствора 1, 03г/мл.

2. Вычислите массовую долю растворённых веществ для растворов, содержащих:

а)1 моль аммиака в 3 моль воды; б) 100г серной кислоты в 10 моль воды.

3. Вычислите массовую долю безводной соли для раствора, приготовленного из

14, 3г Na₂CO₃· 10H₂O и 120г воды.

4. Вычислите массовую долю безводной соли в растворе, полученном растворением 0, 01 моль

кристаллогидрата Al₂(SO₄)₃ · 18 H₂O в 1, 0 моль воды.

5. Какую массу хлорида калия следует добавить к 450 г 8%-ного раствора той же соли для получения 12%-ного раствора?

6. Какую массу воды следует добавить к 1кг 40; %-ного раствора серной кислоты для получения 25%-ного раствора?

7. Из 750 кг 48%-ного раствора серной кислоты выпарили 300 кг воды. Определите массовую долю серной кислоты в полученном растворе.

8. Какую массу 32%-ного раствора азотной кислоты следует добавить к 600 г 80%-ного раствора той же кислоты для получения 64%-ного раствора?

9. Определите массу 8%-ного раствора гидроксида натрия, которая потребуется для нейтрализации 292 г 20%-ного раствора соляной кислоты.

10. Какой объём 5, 5%-ного раствора азотной кислоты(плотность равна 1, 03г/мл) требуется для нейтрализации 60 мл 12%-ного раствора КОН (плотность равна 1, 1г/мл)?

11. К 700 мл 84, 5%-ного раствора серной кислоты(плотность 1, 78г/мл) добавлено 1200 мл 42%-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1, 45 г/мл). Какой объём 35%-ного раствора гидроксида калия (плотность 1, 35 г/мл) потребуется добавить к раствору для достижения нейтральной реакции?

12. Определите массу растворённого вещества, содержащегося в 1л следующих растворов:

а)0, 1н H₂SO₄(фактор эквивалентности ½ ); б) 0, 5н Na₂CO₃ (фактор эквивалентности ½ );

в) 0, 3н H₃PO₄ ( фактор эквивалентности1/3).

13. Какой объём раствора 0, 1н H₂SO₄ (фактор эквивалентности ½ ) можно приготовить из 70 мл 50%-ного раствора этой кислоты (плотность 1, 40 г/мл)?

14. Вычислите молярную и нормальную концентрации следующих растворов: а) 40%-ный раствор

гидроксида натрия(плотность 1, 43 г/мл); б)20%-ный раствор соляной кислоты( плотность 1, 1 г/мл); в) 18%-ный раствор аммиака(плотность0, 932 г/мл)

15. Какая масса Na₂CO₃ требуется для взаимодействия с 600 мл 0, 5н HNO₃?

16. Какая масса BaCl₂ · 2H₂O потребуется для взаимодействия с 750 мл 0, 12н H₂SO₄

₊ (фактор эквивалентности ½ )?

17. Определите нормальную концентрацию 0, 1 М H₃PO₄, используемого для получения

гидрофосфатов.

18. В плазме крови содержится 152 ммоль/л ионов натрия. Считая, что ионы натрия находятся

только в виде хлорида натрия, вычислите массовую долю хлорида натрия в плазме крови,

Плотность плазмы крови 1, 03 г/мл.

19.Для раствора сахарозы с концентрацией 0, 1 моль/л рассчитайте массовую долю сахарозы

( в %, мг%, мкг%), моляльность b, молярную долю χ. ρ (р-ра) = 1, 04 г/мл.

20.Массовая доля железа в крови в расчёте на элемент составляет 50 мг%. Рассчитайте массу железа

в расчёте на элемент, содержащегося в 5, 0 кг крови.

 

Ответы: 1-а)20г, б)25, 75г; 2- а)23, 9%, б)35, 7%; 3 – 3, 95%; 4 – 13, 86%; 5 – 20, 45г; 6 – 600г; 7 – 80%;

8 – 300г; 9 – 800г; 10 – 157мл; 11 – 380 мл; 12 – а)4, 9г, б)26, 5г, в)9, 8г; 13 – 10л;

14 – а)14, 3н, б)9, 87н, в)6, 03н; 15 – 15, 9г; 16 – 11г; 17 - 0, 2н; 18 – 0, 86%;

19 –ω = 3, 29%, 3290 мг%, 3290000 мкг%, b =0, 0994 моль/кг, χ = 0, 00179; 20 – 2, 5г;

К занятиям №3; №6 и№7

Практикум: метод нейтрализации

К занятиям №4 и№5

ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Пример 1. Рассчитайте стандартную энтальпию реакции

2SO_2(г) + O_2(г) = 2SO_3(г)

Δ H_f^o (кДж/моль) -297 0 -396

Решение: Δ Н^ор-ции = Σ Δ Н^опрод - Σ Δ Н^оисх = 2(-396) - [2(-297) + 1(0)] = -198 кДж

Пример 2. Рассчитайте стандартную энтальпию образования этанола, если стандартные энтальпии сгорания углерода, водорода и этанола соответственно равны (в кДж/моль): -393, 5; -285, 8; -1366, 9.

Решение: Уравнение реакции, соответствующей энтальпии образования этанола-

2С + 3Н₂ + 0, 5О₂ = С₂Н₅ОН

Δ Н^ор-ции = Δ H_f^o(С₂Н₅ОН) = Σ Δ Н^осг. исх - Σ Δ Н^осг.эт. = 2(-393, 5) + 3(-285, 8) - (-1366, 9) =

-277, 6 кДж/моль

Пример 3. Рассчитайте стандартную энтропию Δ S^o реакции: SO_2(г) + 0, 5O_2(г) = SO_3(г)

Если стандартные энтропии образования SO₂(г), SO₂(г), SO₃(г) равны соответственно(в Дж/К моль):

248, 205, 257.

Решение: Δ S^o = Σ S _f^o прод. - Σ S_f ^oисх. = 2·257 -(2· 248 1· 205) = -187 Дж/К

Пример 4. Пользуясь значениями Δ G^o_f отдельных соединений, вычислите Δ G^o реакции

SO₂(г) + NO₂(г) = SO₃(г) + NO(г) и определите её направление в стандартных условиях.

Решение: Δ G^o р-ции = [Δ G^o_f(SO₃) + Δ G^o_f(NO)] - [Δ G^o_f(SO₂) + Δ G^o_f(NO₂)] =

(-370, 4 + 86, 6) - (-300, 4 + 51, 8) = -35, 2 кДж Величина Δ G^o р-ции < О, значит реакция протекает в сторону образования SO₃ и NO.

Пример 5. Константа равновесия системы H₂(г) + I₂(г) = 2HI(г) при некоторой температуре равна 40. Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации этих веществ составляют (в моль/л): [I₂] = 0, 01; [H₂] = 0, 03.

Решение: Пусть уменьшение концентрации водорода и иода к моменту равновесия будет x. Тогда равновесные концентрации составят( в моль/л): [I₂] =(0, 01 - x); [H₂] = (0, 03 – x); [HI] = 2x.

Решение этого уравнения даёт два корня: x₁= 0, 0349 моль/л и x₂= 0, 0096моль/л

Так как исходная концентрация иода равна 0, 01 моль/л, уменьшение концентрации не может превышать эту величину и, следовательно, решением задачи будет x₂= 0, 0096моль/л.Тогда равновесные концентрации реагирующих веществ будут равны(в моль/л):

[[H₂]р = 0, 01 – 0, 0096 = 0, 0004; [I₂]р = 0, 03 – 0, 0096 = 0, 0204; [HI]р = 2 0, 0096 = 0, 0192.

Пример 6. Химическое равновесие реакции СО₂(г) + Н₂(г) = СО(г)+Н₂О(г)

Установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ(моль/л):

[CO₂] = 7, 0; [H₂] = 5, 0; [CO] = 10; [H₂O] = 14. Равновесие системы было нарушено вследствие уменьшения концентрации Н₂О до 11 моль/л Рассчитайте равновесные концентрации реагирующих веществ после сдвига равновесия.

Решение. Уменьшение концентрации Н₂О показывает, что равновесие сместилось в сторону прямой реакции. Таким образом, концентрация СО₂ и Н₂ уменьшилась, а концентрация СО и Н₂О увеличилась. Пусть изменение концентрации реагирующих веществ будет х моль/л.Тогда новые равновесные концентрации после смещения равновесия будут равны (в моль/л):

[CO₂] = (7-x); [H₂] = (5-x); [CO] = (10 + x); [H₂O] = (11 + x).

Константа равновесия данной реакции равна:

Кс = [CO] [H₂O] / [CO₂][H₂] = 10 · 14 / 7 · 5 = 4, 0.

4 = (10 +x) (11 +x) / (7 – x)(5 – x) = (110 + 21x + x²) / (35 – 12x + x²).

x² – 23x +10 = 0; x₁ = 22, 56; x₂ = 0, 44.

Реальное значение имеет второй корень. Следовательно, х = 0, 44моль/л.

Новые равновесные концентрации:

[CO₂] = 7, 0 – 0, 44 = 6, 56 моль/л; [H₂] = 5, 0 – 0, 44 = 4, 56 моль/л;

[CO] = 10, 0 + 0, 44 = 10, 44 моль/л; [H₂O] = 11, 0 + 0, 44 = 11, 44 моль/л.

 

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

 

1. Стандартные энтальпии образования (в кДж/моль) аммиака и нитрата аммония равны соответственно: - 46, 2 и -365, 4. Напишите уравнения реакций, к которым относятся эти тепловые эффекты.

2. При образовании 1, 70г аммиака выделилось 4620Дж тепла. Определите стандартную теплоту образования аммиака.

3. Рассчитайте энтальпию реакции ( при стандартных условиях: ):

SO₂(г)+ 2H₂S(г)= 3S(кр).+ 2Н₂О(ж),.если стандартные энтальпии образования SO₂(г), H₂S(г) и.H₂О(ж) равны соответственно( в кДж/моль): -296, 9; -21, 0; -285, 8.

4. Окисление аммиака протекает по уравнению: 4NH₃(г)+ 30₂(г)= 2N₂(г) + 6Н₂О(ж).

Стандартная энтальпия реакции –1530 кДж/моль. Определите стандартную энтальпию образования аммиака, если стандартная энтальпия образования воды -285, 8кДж/моль.

5. Не производя вычислений, установите знак изменения энтропии реакции окисления аммиака(см.п.4).

6. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса реакции СО(г) + Н₂О(ж) = СО₂(г) + Н₂(г)

и установите, в каком направлении эта реакция может протекать самопроизвольно в стандартных

условиях при 25^оС. Стандартные энергии Гиббса образования СО₂(г), Н₂О(ж) и СО(г)

соответственное( в кДж/моль): -137, 1; -237, 3; -394.4.

7 Напишите выражения констант химического равновесия (Кс, Кр)

следующих обратимых реакций (V = const. Т = const):

а)N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г)

б)C(тв)+ CO₂(г) =2CO(г)

в)4HCl(г) +O₂(г) = 2H₂O(г) + 2Cl₂(г)

г)2NO₂(г) =2NO(г) +O₂(г)

8. В каком направлении смещено равновесие в реакции Н₂(г)+ J₂(г)= 2HJ(г),

если при некоторой температуре константа равновесия Кр> 1?

9. С ростом температуры равновесие в реакции

N₂(г) + O₂(г)= 2NO(г) сдвигаетсяв сторону прямой реакции.

Сделайте вывод о знаке энтальпии реакции.

10. При некоторой температуре константа равновесия реакции А=В равна 4.

Как изменится константа равновесия реакции, если концентрацию вещества А

увеличить в 10 раз?

11. При температуре 298К константа равновесия реакции А=В равна 4× 10^-4, а при температуре 1000К равна 5× 10^-6. Экзотермическая или эндотермическая эта реакция?

12. Как повлияет повышение давления на состояние равновесия системы:

СН₄(г) = С(тв) + 2Н₂(г).

13. Как повлияет понижение температуры на величину константы равновесия реакции N₂(г)+ ЗН₂(г)=2 NH₃(г), если стандартная энтальпия реакции -92, 4кДж.

 

14. Исходные концентрации СО и Н₂О соответственно равны 0, 08 моль/л.

Вычислите равновесные концентрации СО, Н₂О и Н₂ в системе

СО(г)+ Н₂0(г)= СО₂(г)+ Н₂(г), если равновесная концентрация СО оказалась равной 0, 05моль/л.

15. Равновесие реакции 4HCl(г) + 0₂(г)= 2H₂O(г)+ 2Cl₂(г) установилось

при следующих концентрациях реагирующих веществ(в моль/л):

/Н₂О/ = /Cl₂ / = 0.4; /HCl/ = /О₂/ = 0.2. Вычислите константу равновесия Кс и

исходную концентрацию кислорода в реакционной смеси.

16.При 721К константа равновесия Кр реакции Н₂(г)+ I₂(г)=2HI(г), равна 50. Рассчитайте стандартное изменение энергии Гиббса этой реакции.

К занятитию №9

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

 

1. Рассчитайте [Н₃О ⁺], [ОН ^-] и рН:

а) 0, 01 М. раствора НС1,

б) раствора Н₂SО₄ с концентрацией С[0, 5Н₂SO₄ ]= 0, 01 моль/л;

в) 0, 2 М раствора КОН;

г) раствора Ва(ОН)₂. с концентрацией С[0, 5 Ва(ОН)₂]= 1 • 10^-3моль/л.

2. Рассчитайте молярную концентрацию:

а) раствора HBr, если рН раствора равно 1, 65.

б) раствора NaOH, если рН раствора равно11, 26.

3. Рассчитайте рН раствора, содержащего в 2, 5л одновременно 0, 0032 моль HNO₃ и

0, 0083 моль H₂SO₄.

К занятию №9

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

 

1. Напишите уравнения протолитического равновесия и укажите сопряженные кислотно-основные пары в водных растворах:

а) азотистой кислоты К^о (HNO₂) = 5, 1× 10^-4;

б) аммиака К^o(NH₃× × H₂O)= 1, 76× 10^-5;

в) угольной кислоты К^о (Н₂СО₃ )= 4, 5 • 10^-7 К^о ( НСО₃^-) = 4, 8× 10^-11

От каких факторов зависит стандартная константа равновесия К^о ?

2 Напишите уравнения реакций автопротолиза воды и безводной уксусной кислоты.

3. Как связаны константы кислотности и основности сопряжен­ной пары

NH₄ ⁺ - NH₃? Приведите вывод формулы.

4. Степень диссоциации уксусной кислоты равна 1, 32 • 10^-2, К^о= 1, 75 • 10^-5 .

Определите концентрацию кислоты, концентра­цию ацетат-иона и рН раствора.

Коэффициенты активностей ионов принять равными 1.

5. В О, 1 М водном растворе аммиака рН=11, 12. Вычислите сте­пень диссоциации,

константу основности и концентрацию ионов аммо­ния в данном растворе.

Коэффициенты активностей ионов принять равными 1

6. Рассчитайте рН раствора, полученного при смешивании 10 мл 0, 1 М HNO₂ и 20 мл 0, 05 М КОН, если плотности растворов равны 1, 00 г/мл [К ^о(HNO₂).=5, 1× 10^-4]. Коэффициенты активностей ионов принять равными 1.

К занятию №10

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Пример 1. Рассчитайте рН раствора, приготовленного смешением 300мл 0, 05М KH₂PO4 и 200мл 0, 1М Na₂HPO₄. pKa(H₂PO₄ ^- )= 7, 2.

Решение:

рН буферного раствора равно: рН = рКа + lg

Определяем ионную силу раствора.

KH₂PO₄ = K⁺ +H₂PO₄^- Na₂HPO₄ = 2Na⁺ + HPO₄^2-

0, 05 0, 05 0, 05 ( моль) 0, 1 0, 2 0, 1 (моль)

Объём буферного раствора: 300мл + 200мл = 500 мл =0, 5л.

Концентрации ионов в буферном растворе равны:

)= моль/л c(Na )= = 0, 08моль/л

c(H₂PO₄^- )= = 0, 03 моль/л c(HPO₄^2-)= = 0.04 моль/л

Ионная сила J= 0, 5 ( 0, 03·12 + 0, 03·12 + 0, 08·12 + 0, 04·22)= 0, 15.

По таблице находим коэффициенты активности f ионов.

f(H₂PO₄^-) =0, 81. f( HPO₄^2-) = 0, 41.Рассчитываем рН данного буферного раствора:

pH= +lg = 7, 03.

Пример 2 Какие объёмы 0, 2М NH₃·H₂O и 0, 1М NH₄Cl необходимо взять для приготовления 200 мл буферного раствора с рН=9, 54? pKb(NH3·H2O)=4, 76. Ионная сила раствора J= 0, 1.

Решение:

Коэффициент активности нейтральных молекул можно принять равными 1,

а f(NH₄⁺) = 0, 81 в соответствии с ионной силой.

pН данной буферной системы равно: рН = рКа(NH₄⁺) + lg

pKa(NH₄⁺) = 14 – pKb = 14 – 4, 76 = 9, 24. pH = 9, 24 + lg

Предположим, что для приготовления буферного раствора взяли x (л) раствора аммиака. Тогда раствора хлорида аммония будет (0, 2 – x)л.

c(NH₃·H₂O) = =x(моль/л) c(NH₄⁺)= =(0, 1-0, 5x) моль/л.

Подставляем полученные данные в уравнение для рН буферной системы:

9, 54 = 9, 24 + lg lg

x= 0, 0895 (л) =89, 5 мл 90мл.

V(NH₃·H₂O) = 90мл V(NH₄Cl) = 110мл

 

Пример 3 а) Рассчитайте рН ацетатной буферной системы, приготовленной смешением 200мл 0, 1м СН₃СООН и 200мл 0, 1М СН₃СООNa. рКа(СН₃СООН) = 4, 76.

б) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления 10мл 1М HCl и буферную ёмкость по кислоте.

в) Рассчитайте рН данной буферной системы после добавления

10 мл1М NaOH и буферную ёмкость по щёлочи.

Решение:

а) рН ацетатной буферной системы равна: рН= 4, 76 + lg

Концентрации буферных кислоты и основания равны:

c(CH₃COO-) = с(СH₃COOH) = моль/л

Для определения коэффициента активности определяем ионную силу:

J=0, 5(0, 05 + 0, 05)= 0, 05.

Концентрацией ионов, которые даёт слабый электролит – уксусная кислота пренебрегаем в виду их малости.

Из таблицы находим коэффициенты активности ацетат – иона и иона натрия: f=0, 84.

Рассчитываем рН буферной системы:

pН = 4, 76 + lg

б) При добавлении соляной кислоты протекает реакция:

CH₃COO^- + H₃O⁺ = CH₃COOH +H₂O,

0, 02 0, 01 0, 01 моль

В растворе было: n(CH₃COO^-) = 0, 05·0, 4 = 0, 02 моль. Добавили n(HCl) = 0, 01·1 = 0, 01моль.

При этом сильная кислота заменяется в эквивалентных количествах на слабую (буферную) кислоту, а буферное основание в эквивалентных количествах уменьшается. (В этом заключается механизм буферного действия).

В результате реакции буферного основания осталось: 0, 02 –0, 01 = 0, 01 моль,

а буферной кислоты стало: 0, 02 + 0, 01 = 0, 03 моль.

Поскольку количество ионов в результате такой реакции не меняется, ионная сила не изменяется и коэффициент активности остаётся прежним.

Тогда рН = 4, 76 + lg

Буферная ёмкость по кислоте равна: Bк = моль/л.

в) При добавлении щёлочи в буферную систему протекает реакция:

CH₃COOH + OH^- = CH₃COO^- + H₂O

0, 02 0, 01 0, 01 моль

В растворе было: n(CH₃COOH) = 0, 05·0, 4 = 0, 02моль. Добавили n(NaOH) = 0, 01·1моль.

При этом сильное основание ОН^- заменяется в эквивалентных количествах на слабое(буферное основание), а буферная кислота в эквивалентных количествах уменьшается. В результате реакции буферной кислоты осталось: 0, 02 –0, 01 = 0, 01 моль, а буферного основания стало:

0, 02 + 0, 01 = 0, 03 моль. Поскольку ионная сила не меняется, коэффициент активности остаётся прежним 0, 84.

Тогда рН = 4, 76 + lg

Буферная ёмкость по щёлочи равна: Вщ = моль/л.

 

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Рассчитайте рН буферного раствора, содержащего в 500 мл 0, 01 моль CH₃COOH и 0, 02 моль CH₃COONa.

2.Рассчитайте рН буферного раствора, содержащего 0, 01 моль КН₂ РО₄. и

0, 02 моль Na₂ НРО₄ в 500 мл раствора

[Ка(H₃PO₄) =7, 1 • 10^-3, Ка (H₂PO₄^-) = 6, 2× 10^-8, Kа ( HPO₄^2-) = 5, 0 × 10 ^–13 ].

Какие реакции будут протекать при добавлении к этому раствору небольшого количества КОН или HNO₃? Объясните механизм буферного действия.

3. Рассчитайте молярное соотношение основания и сопряженной кислоты в буферном растворе, содержащем СН₃ СООН и СН₃ COONa, рН которого равен 4, 86 [Ка(СН₃СООН) =1, 76 • 10^-5 ].Какова буферная ёмкость это­го раствора по кислоте?

4. Рассчитайте рН буферного раствора, приготовленного смешением 200 мл 0, 2M NH₃ и 400 мл 0, 1M NH₄NO₃. Kв(NH₃ H₂O) = 1, 76 10^-5.

К занятию №12

Кривые титрования

1. Построить кривую титрования сильного основания сильной кислотой. Для этого рассчитать рН при добавлении к 50 мл 0, 1М NaOH следующих объёмов 0, 1М НС1 (в мл): О; 10; 25; 40; 49; 49, 9; 50; 50, 1; 51; 60; 75; 100. (Считать плотности растворов равными 1, 00 г/мл)

Выделить на кривой титрования скачок титрования, точку экви­валентности, выбрать индикатор.

Возможно ли титрование с метилоранжем (рТ=4, 0) и с фенолфта­леином (рТ=9)? Каков тип индикаторной ошибки?

2. Вычислить рН в растворе после добавления к 100 мл 0, 2М раствора гидроксида натрия 50 мл 0, 2М раствора соляной кислоты.

3. Вычислить рН начала скачка при титровании 50 мл 0, 1М НС1 раствором гидроксида натрия с с(NaOH)=0, l моль/л.

4. Построить кривую титрования слабого основания сильной кислотой. Для этого рассчитать рН при добавлении к 50 мл водного раствора аммиака с концентрацией аммиака 0, 1 мопь/л [К^о(NH₃H₂O)=1, 75•10^-5] следующих объёмов 0, 1м НС1 (в мл): О; 10; 25; 40; 49; 49, 9; 50; 50, 1; 51; 60; 75; 100 (считать плотности растворов равными 1, 00 г/мл). Сравнить полученную кривую титрования с кривой титрования сильно­го основания сильной кислотой (см.пункт 1). Выделить на кривой титрования скачок титрования, точку эквивалентности, выбрать ин­дикатор.

Возможно ли титрование с метилоранжем (рТ=4, 0), метиловым красным (рТ=5, 0), фенолфталеином (рТ=9). Каков тип индикаторной ошибки?

5. Вычислить рН в растворе после добавления к 50 мл 0, 1М раствора уксусной кислоты 25 мл 0, 1М раствора гидроксида натрия, если К^о(СН₃СООН)=1, 7910^-5. Плотности растворов равны 1, 00 г/мл.

6. Вычислить рН в растворе после добавления к 100 мл 0, 1М раствора карбоната натрия 50 мл 0, 1М раствора соляной кислоты. Плотности растворов равны 1, 00 г/мл. Для угольной кислоты: К^о(Н₂СО₃)=4, 510-7 К^о(НСО₃^-)=4, 810^-11

7. Вычислить рН в растворе после реакции 10 мл водного раст­вора аммиака с с(NH₃)= 0, 1 моль/л и 5 мл раствора соляной кислоты с с(НС1)=0, 2 моль/л, если К^о(NH₃H₂O) =1, 7510^-5. Плотности растворов рав­ны 1, 00 г/мп.

8. Вычислить рН в растворе после реакции 10 мл 0, 1М KCN и 10 мл O.IM НС1, если К^o(HCN) =5, 0 •10^-10. Плотности растворов равны 1, 00г/мл.

 

К занятию №11

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

 

Пример. Рассчитайте растворимость фосфата бария, если ПР(Ba₃(PO₄)₂) = 6, 3·10^-39.

Решение:

Ba₃(PO₄)₂ = 3Ba²⁺ + 2PO₄^3-

Если s- растворимость фосфата бария, то: [Ba²⁺]= 3s, [PO₄^3-] = 2s.

ПР = (3s)³ (2s)^{2 ­} = 108s⁵ = 6, 3 ·10^-39.

Отсюда s = √ 6, 3 ·10^-39 / 108 = 9 10^-9 моль/л.

 

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

 

1. Дайте определение понятиям: «произведение растворимости», «растворимость».

2. Вычислите произведение растворимости хромата серебра, ес­ли в 500 мл воды при 25°С растворяются 0, 011 г Аg₂ СгО₄.

3. Произведение растворимости АgС1 равно 1, 810^-10 Вычислите растворимость соли (моль/л и г/л) в воде и 0, 01М КС1. Коэффициен­ты активностей ионов принять равными 1.

4. Смешали 10 мл 0, 01М раствора СаС1₂и 40 мл 0.01М раствора оксалата аммония (NH₄)₂C₂O₄. Выпадет ли осадок оксалата кальция, если ПР(CaC₂O₄) =2 10^-9?

5. В раствор, содержащий 0, 01 моль/л BaCl₂, и 0, 01 моль/л SrCl₂, медленно добавляют раствор сульфата натрия. Какой осадок выпадет первым,

если ПР(BaSO₄) =1, 1 10^-10; ПР(SrSO₄)=3, 2 • 10^-7?

 

К занятию №16

К занятию №15

К занятиям №17 и №18

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Пример 1. Определите окраску комплексного иона [Cr(H₂O)₆]³⁺, если энергия расщепления

энергетических уровней равна 209, 5 кДж/моль.

 

Решение:

При переходе электронов с t_2g – подуровня на e_g - подуровень в октаэдрических комплексах поглощается квант света, энергия которого равна энергии расщепления: Δ = hν,

где h- постоянная Планка, h = 6, 6 ∙ 10^-34 Дж∙ с, а ν - частота колебаний света в максимуме поглощения. ν = с/ λ, где λ – длина волны максимума поглощения, а с- скорость света

( с = 3, 0 10⁹м/с). Энергия электронного перехода Е = Δ /Na.

Тогда: λ = h∙ c∙ Na/ Δ = 6, 63 ∙ 10^-34 Дж∙ с∙ 3, 0∙ 10⁸ м/с ∙ 6, 02∙ 10²³ моль^-1 ∙ 10⁹ нм/м / 209500 Дж =571 нм.

Согласно таблице 2 книги «Комплексные соединения» этой длине волны соответствует цвет поглощаемого излучения желто-зеленый, а наблюдаемый (дополнительный) цвет-фиолетовый.

Пример 2. Определите число неспаренных электронов в низкоспиновом комплексе [Fe(CN)₆]³⁺ по следующим экспериментальным данным: молярная магнитная восприимчивость χ _м = 0, 0012.

Решение:

По величине молярной магнитной восприимчивости вычисляем величину магнитного момента:

μ = 2, 84 √ χ _мТ = 2, 84 √ 0, 0012·298 = 1, 7. магнетонов Бора. Такая величина соответствует одному неспаренному электрону.

Пример 3. Рассчитайте, выпадет ли при 250С осадок сульфида серебра (I), если смешать равные объемы 0, 001 М раствора K[Ag(CN)₂], содержащего KCN с концентрацией 0, 124 моль/л и раствор Na₂S с концентрацией 0, 004 моль/л. Общая константа устойчивости комплекса равна β ₂ =1, 6 · 107.

ПР(Ag₂S) = 7, 2 · 10^-50.

Решение: Ag ⁺ + 2CN^- = [Ag(CN)₂]^-

β ₂ = [Ag(CN)₂]^- / [Ag⁺] ∙ [CN^-], Отсюда: [Ag⁺] = [Ag(CN)₂]^- / β ₂ ∙ [CN^-]²

Поскольку смешали равные объемы двух растворов, концентрации компонентов уменьшаются в 2 раза. Итак: [Ag⁺] = 5 ∙ 10^-4 / 1, 6 ∙ 10⁷∙ 0, 062 = 5, 04 ∙ 10^-10

[S^2-] = 0, 002 моль/л. Произведение [Ag⁺]² [S^2-] равно: (5, 04 ∙ 10^-10) ² ∙ 0, 002 = 5, 08 ∙ 10^-23.

Так как 5, 08 ∙ 10^-23 > ПР(Ag₂S) = 7, 2 ∙ 10^-50 осадок выпадет.

 

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

 

1. Определите величину и знак заряда комплексных ионов, образуемых Cr³⁺ :

[Cr(H₂O)₄Cl₂], [Cr(H₂O)₃Cl₃], [Cr(H₂O)₅Cl], [Cr(NH₃)₃(OH)₃].

2. Составьте формулы комплексных соединений:

гексафторалюминат (III) натрия, нитрат динитротетраамминкобальта(III),

тетрагидроксоаурат(III) калия, трихлоротриамминиридий.

3. Напишите координационные формулы соединений по заданному составу для вещества в водном растворе, если при добавлении избытка нитрата серебра:

а) к 0, 11 моль PtCl₄ · 3NH₃ образуется 0, 11 моль осадка;

б) к 0, 07 моль CrCl₃ · 5NH₃ образуется 0, 14 моль осадка.

4. Составьте энергетическую диаграмму образования связей, определите тип гибридизации следующих комплексов 3d- элементов с октаэдрическим полем лигандов, укажите число неспаренных

d-электронов, предскажите магнитные свойства комплексов:

а) поле лигандов - слабое б) поле лигандов - сильное

[FeF₆]^3-, [Mn(H₂O)₆]³⁺: [Cr(CN)₆]^4-, [Co(NH₃)₆]³⁺.

5. Определите гибридные орбитали центрального атома-комплексообразователя, пространственную структуру ионов, укажите, какой из них – высокоспиновый, какой – низкоспиновый:

[Co(NH₃)₆]³⁺ (диамагнитный); [Co(NH₃)₆]²⁺ ( три неспаренных электрона).

[Ni(CN)₄]^2- (парамагнитный); [NiCl₄]^2- (диамагнитный).

6. Определите вид изомерии в следующих комплексных соединениях:

а) [Cr(H₂O)₆]Cl₃, [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂ · H₂O, [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl · 2H₂O;

б) [Co(H₂O)(NH₃)₄(OH)]Br₂, [Co(NH₃)₄Br(OH)]Br · H₂O, [Co(NH₃)₄Br₂]OH · H₂O.

7. Составьте пространственные изображения цис- и транс- изомеров следующих комплексов:

[Co(NCS)₃(NO₂)₃]^3-, [Pt(NH₃)₂(NCS)₂].

8. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций образования комплексных соединений:

Zn(OH)₂ + NH₃ · H₂O= …; Fe(CN)₂ + KCN =…;

[Cr(H₂O)₆]³⁺ + OH^- = …: [Ni(H₂O)₆]²⁺ + NH₃ · H₂O = ….

9. Объясните, почему соединения ионов Ti⁴⁺, Ca²⁺ и Zn²⁺ бесцветны.

11. Объясните, почему низкоспиновые комплексы Fe(II) и Co(III) диамагнитны.

12. Напишите уравнения протолитических реакций в водном растворе для комплексов, проявляющих кислотные свойства:

[Co(H₂O)(NH₃)₄(NO₂)]²⁺, [Pt(H₂O)₂(NH₃)₄]⁴⁺.

13. Напишите уравнения протолитических реакций в водном растворе для комплексов, проявляющих основные свойства:

[Co(NH₃)₅(OH)]²⁺, [Pt(NH₃)₂(OH)₂].

14. Пользуясь таблицей констант устойчивости, определите, в каких случаях произойдёт взаимодействие между электролитами. Напишите для этого случая молекулярные и ионные уравнения

[Ag(NH₃)₂]NO₃ + NaNO₂ = …; Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + KCN =…;

15. При какой концентрации ионов хлора начнётся выпадение осадка хлорида серебра из 0, 1 М раствора [Ag(NH₃)₂]NO₃, содержащего 1 моль NH₃ в 1л раствора?

ПР(AgCl) =1, 8× 10 –10, lgβ ₂ = 7, 24.

 

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ

Р- ЭЛЕМЕНТЫ. VIIA- группа

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Р-ЭЛЕМЕНТЫ. VIА- группа.

1. По известным температурам плавления и кипения Н₂Э постройте график зависимости температур кипения и плавления от порядкового номера элемента.

Объясните аномальный с точки зрения периодического закона ход графиков. Методом экстраполяции найдите гипотетические значения температур плавления и кипения воды по этим величинам для остальных Н2Э. Предскажите также температуры кипения и плавления для Н2Ро.

Н₂Э..................... H₂O…………..H₂S…………..H₂Se……………H₂Te

tпл. ⁰C. ................. 0, 00………….-85, 54……….- 65, 72………….- 51, 00

tкип. ⁰C. ........... 100, 00………… -60, 35……….- 41, 50…………. -1, 80

 

2. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса образования газообразных Н₂Э при 298 К. Сделайте выводы о сравнительной химической активности элементов VI-А группы в свободном виде, о химической устойчивости и восстановительной способности Н₂Э. Предскажите устойчивость и окислительно-восстановительные свойства Н₂Ро.

3. Дайте сравнительную характеристику, указав изменения:

а) устойчивости; б) кислотных свойств; в) окислительно-восстановительных свойств

4. Относительная плотность по водороду озонированного кислорода равна 16, 8. Определите объёмную долю озона в смеси.

5. Рассчитайте массовую долю пероксида водорода, если 20 мл его раствора с плотностью 1, 015 г/мл прореагировало с 100 мл 0, 2 Н раствора перманганата калия в кислой среде.

6. Рассчитайте рН: а) 0, 1М раствора сероводорода; б) 0, 1М раствора сульфида натрия.

7. Определите массу осадка, полученного при взаимодействии избытка перманганата калия с 4, 48 л(н.у.) сероводорода.

8. По методу ВС предскажите полярность молекул SO₂ и SO₃.

Р - ЭЛЕМЕНТЫ VА - группа

1. Дайте сравнительную характеристику атомов элементов подгруппы азота, указав:

а) электронные конфигурации, б) валентные возможности, в) наиболее характерные степени окисления.

2. Опишите электронное строение: аммиака, иона аммония, оксида азота (I), азотной кислоты.

3. Опишите электронное строение молекулы азота по методам ВС и МО.

4. Какова реакция среды в водных растворах: нитрата бария, нитрита натрия, фосфата калия?

5. Какие из перечисленных выше солей взаимодействуют в подкисленном серной кислотой растворе:

а) с иодидом калия, б) с перманганатом калия? Напишите уравнения протекающих реакций.

6. Напишите уравнения реакций взаимодействия Na, Ag, Ca, Zn, Cu, Al, Fe, S, C, P:

а) с разбавленной азотной кислотой, б) с концентрированной азотной кислотой.

7. Напишите уравнения реакций термического разложения следующих солей: нитрат натрия, нитрат серебра, нитрат свинца, нитрат магния, нитрат железа (III), нитрат аммония, нитрит аммония.

8. Дайте сравнительную характеристику водородных соединений подгруппы азота, указав, как изменяются: а) температуры кипения и плавления, б) термическая устойчивость, в) окислительно- восстановительные свойства, г) кислотно- основные свойства.

9. Как изменяются кислотно-основные свойства в ряду гидроксидов мышьяка (III), сурьмы(III), висмутата(III)?

10. Закончите уравнения реакций:

1)P + Cl₂---> 2) P + Mg ---> 3) PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ ---> 4) Mg₃P₂ + HCl--->

5)H₃PO₃ + AgNO₃ + H₂0--> 6) As₂ 0₃ + Zn + H₂S0₄ --> 7) Sb₂S₃ + HNO₃ (конц.)-->

8)NaBiO₃ + Mn( NO₃)₂ + HNO₃--->

Р- ЭЛЕМЕНТЫ IV А- группы

1. Дайте сравнительную характеристику атомов элементов подгруппы углерода, указав:

а) электронные конфигурации, б) валентные возможности,

в) наиболее характерные степени окисления.

2. Какой тип гибридизации АО углерода в молекулах: CH₄, C₂H₆, C₂H₄, C₂H₂, CO₂?

3. Дайте сравнительную характеристику свойств водородных соединений элементов подгруппы

углерода.

4. Опишите свойства СО, указав: а) электронное строение молекулы с позиций методов ВС и МО,

б) отношение к воде и к водным растворам кислот и щелочей,

в) окислительно-восстановительные свойства.

5. Какие равновесия устанавливаются в водном растворе углекислого газа?

6. Можно ли получить нейтральный раствор, прибавив к раствору угольной кислоты строго

эквивалентное количество щёлочи?

7. Предложите химическое объяснение чрезвычайно высокой ядовитости СО, что дало ему право называться угарным газом.

8. Углекислый газ пропускают через насыщенный раствор гидроксида кальция. Вначале образуется осадок, который затем исчезает. Составьте уравнения реакций.

9. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения взаимодействия с водой карбоната натрия, гидрокарбоната калия, карбоната аммония. Укажите реакцию среды.

10. Охарактеризуйте физические и химичеcкие свойства SiO₂, его отношение к воде, кислотам и щелочам.

11. В каком направлении и почему будет происходить смещение равновесия при насыщении углекислым газом водного раствора силиката натрия:?

Р -ЭЛЕМЕНТЫ IIIA- группы.

1. Особенности строения атомов элементов главной подгуппы третьей группы.Как изменяются их свойства с увеличением порядкового номера элемента? Какие валентные состояния характерны для этих элементов?

2. Какое соединение образуется при нейтрализации Н₃ВО₃ щёлочью? Что образуется при обработке борной кислоты избытком щёлочи? Напишите уравнения реакций.

3. Какие изменения претерпевает тетраборат натрия(бура) в водном растворе и при обработке соляной или серной кислотой?

4. Напишите уравнения реакций между алюминием и раствором щёлочи.Что произойдёт при постепенном добавлении к раствору алюминатов соляной кислоты?

5. Напишите уравнения реакций взаимодействия сульфата алюминия с растворами: а)(NH₄)₂S; б)Na₂CO₃; в) KOH (в избытке).

6. Чем различаются действие избытка водных растворов NH₃ и NaOH на раствор AlCl₃? Напишите уравнения соответствующих реакций.

7. Расчётом определите возможность самопроизвольного протекания реакции

4Al(кр.) + 3CO₂(г) = 2Al₂O₃(кр.) + 3C(гр.) при 298К.

8 Напишите уравнения реакций взаимодействия фосфида алюминия с: а)водой; б)серной кислотой; в)щёлочью.

9. Как обьяснить некоторое уменьшение основных и усиление кислотных свойств гидроксидов при переходе отAl(OH)₃ к Ga(OH)₃?

10. Сопоставьте, не производя вычислений, степень гидролиза солей и рН их растворов: а)Al₂(SO₄)₃ и Ga₂(SO₄)₃; б)NaAlO₂ и NaGaO₂.

16. Растворимость TlI составляет при 20оС около 6 10^-3 г на 100г воды. Вычислите приблизительное значение ПР этой соли.

S-ЭЛЕМЕНТЫ. 1и 2 группы

1. Как изменяются радиусы и потенциалы ионизации атомов главных подгрупп 1и 2 группы Периодической системы Д.И. Менделеева с ростом порядкового номера элемента? Дайте объяснение наблюдаемым закономерностям на основе электронного строения атомов.

12345Следующая ⇒

Поделиться: